4. Классификация окислительно-восстановительные реакций.

Они бывают:

межмолекулярные;

внутримолекулярные;

диспропорционирования.

Межмолекулярные окислительно восстановительные реакции - это реакции при которых атомы, молекулы, ионы, с изменяющей степенью окисления находятся в разных молекулах.

Внутримолекулярные окислительно восстановительные реакции - степень окисления изменяется у разных атомов в одной и той же молекуле.

Диспропорцианирование окислительно восстановительные реакции - это когда изменяется степень окисления на одном и том же атоме.

5. Гальванические элементы.

Химические процессы, которые сопроваждаются возникновением электрического тока или сами вызываются им называются электрохимическими. Гальванический элемент – это устройство в котором на основе ОВР получают электрический ток т.е. химическая энергия реакции превращается в энергию электрического тока. Самый простой гальванический элемент медно-цинковый.

– анод.

– катод.

Так как на цинковом электроде идет процесс окисления он называется анодом, его принято считать отрицательным, а медный электрод – катод, принято считать положительным, причина возникновения и протекания электрического тока в гальваническом элементе, это разность электродных потенциалов.

6.Электродный потенциал.

При погружении металла в растворе их солей одни из них заряжаются положительно (менее активные металлы), другие на оборот отрицательные (более активные металлы). В результате образуется два слоя с противоположными зарядами, так называется двойной электронный слой.

Например:

• +Е– потенциал электрода

• + Е­­⁰ – стандартный электродный потенциал

• + n – зарядность иона металла

• + а– активность иона

• +

• +

Активность иона или молекулы – это концентрация соответственно которой они действуют в растворе.

У более активного металла в раствор уходит ион, а в самом металле остаются электроны. У менее активных металлов наоборот.

Разность потенциалов возникающих между металлом и окружающей его водной средой при наступлении равновесии называют равновесным электродным потенциалом или потенциалом электрода. Равновесный потенциал металла в растворе соли того же металла обычно записывают так:

Потенциалу приписывают тот знак который возникает на металле в двойном электронном слое, этот потенциал также называется ОВП. Электродные потенциалы являются постоянной величиной при данной температуре. Если пластинка опущена в стандартный раствор такой потенциал называется стандартным электродным потенциалом, непосредственно измерить потенциал отдельного электрона нельзя, его измеряют относительно другого электрона. Чаще всего для этой цели используют стандартный водородный электрод. Он состоит из платиновой пластинки покрытой платиновой черней. Этот электрод погружают в водный раствор серной кислоты определенной концентрацией и омывают его струей газообразного водорода, под определенным давлением. Величину потенциала такого электрода принимают за нуль. Стандартный потенциал электрода посылающий электрон к водородному электроду имеют знак «–», а принимающий электрон от водородного электрода имеют знак «+». Располагая металлы в порядке возрастания алгебраической величены их стандартных электродных потенциалов Е⁰получают электрохимический ряд напряжений металлов или точнее ряд стандартных электродных потенциалов металла. Большинство стандартных электронных потенциалов металла можно определить экспериментально, однако для щелочных и щелочноземельных металлов значениеЕ⁰рассчитывают только теоретически так как эти металлы взаимодействуют с водой. Ряд стандартных электродных потенциалов характеризует химические свойства металлов, при этом величины этих потенциалов количественно характеризуют восстановительную способность металлов и окислительную способность их ионов. Чем меньше алгебраическая величена потенциала тем выше восстановительная способность этого металла и тем ниже окислительная способность ионов.

Li–самый сильный восстановитель,Аи – самый слабый восстановитель. ИонАи – самый сильный окислитель, а ионLi – самый слабый. Каждый метал, в этом ряду обладает способностью вытеснять все сведущие из растворов их солей. Однако бывают исключения, например AlвытесняетCu из раствораCuC2l²но практически не вытесняет его из раствораCuSO⁴. Это объясняется тем, хлорид иона гораздо быстрее разрушает поверхностную защиту, пленку из оксида алюминия, чем сульфат послы. Все металлы с отрицательнымЕ⁰т.е. расположенные до Н вытекают из разбавленного раствора кислот, анионы которых не проявляют окисляющего действия и при этом растворяются.Е⁰можно пользоваться для характеристики химической активности металла в окислительно-восстановительных реакциях протекающих в водной среде. Чем больше разностьЕ⁰двух металлов, тем больше ЭДС будет у гальванического элемента построенного из них. ЭДС у любого гальванического элемента всегда положительная величина. Для того чтобы ее определить, нужно из потенциала электрода, имеющего большую алгебраическую величину, вычесть потенциал электродной алгебраической величины, которая меньше.

= – 0,76 ЭДС = 0,34 – (-0,76) = 1,1 В

= +0,34

E⁰ – стандартный нулевой потенциал

n– зарядность иона металла

а – активность иона

Активность иона – это концентрация соответственно которой они действуют в растворе.

Электроны будут переходить от металла с более отрицательному потенциалу, к металлу с более положительному потенциалу. Окислительно-восстановительные реакции всегда протекают в сторону образования более слабых окислителей и восстановителей.

Если ΔG<0 и значение её велико, реакция самопроизвольно протекает только в прямом направлении.

Если ΔG>0 то реакция самопроизвольно протекает только в обратном направлении.

Если ΔG=0 система находится в равновесии.

Электролиз как окислительно-восстановительный процесс.

Если в растворе или в расплаве электролита (например NaClt_пл.-80ºC) погрузить электроды и пропустить постоянный электрический ток, то ионыNa катионы направятся к катоду, там примут электрон и превратятся вNa⁺, анионыClнаправятся к аноду, там отдадут электрон и превратятся вCl₂.Таким образом на катоде восстанавливаютсяNaна аноде окисляетсяCl.

На катоде при электролизе происходит восстановление, на аноде окисление. Катод имеет заряд «–», анод «+». Электролиз как окислительно-восстановительный процесс протекающий на электродах при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита. Позволяет за счет электрической энергии осуществить химические реакции. Прибор в котором идет электролиз называется электролизер или электролитическая ванна.

При электролизе раствора в процессах могут участвовать молекулы воды.

Катодные и анодные процессы.

На катоде восстановительный процесс водных растворов может протекать:

1. Катионы металлов имеющих стандартный электродный потенциал больше чем у водорода (от Cu⁺² до Au⁺³) при электролизе практически полностью восстанавливает на катоде.

2. Катионы металлов имеющих малую величину стандартного электродного потенциала (от Li⁺ до Al⁺³) не восстанавливает на катоде, а вместо них восстанавливаются молекулы воды.

3. Катионы металлов имеющие стандартные электродный потенциал меньше чем у Н, но больше чем у Al, при электролизе на катоде восстанавливаются одновременно с молекулами воды. Если же водный раствор содержит катионы разных металлов, то при электролизе выделения их на катоде протекает в порядке уменьшения стандартного электродного потенциала соответствующего металлу. Так например из смеси катионов Ag⁺, Cu⁺², Fe⁺² сначала будут восстанавливаться катионы Ag (Е₀= +0,8), затем катионы Cu (Е₀= +0,34), катионы Fe (Е₀= –0,44).

Реакции протекающие на аноде зависят от вещества из которого сделано оно и от присутствия молекул воды. Аноды подразделяются на растворимые и нерастворимые. Нерастворимые делают из угля, графита платины. Растворимые делают из меди, серебра, цинка и других металлов.

На нерастворимом аноде в процессе электролиза происходит окисление анионов или молекул воды. При этом легче окисляются анионы без кислородных кислот.

Если же в среде содержатся анионы кислородных кислот, то на аноде окисляются не они, а молекулы воды.

Рассматриваемый анод при электролизе окисляется т.е. посылает электроны во внешнюю цепь.

Применение электролиза широко используется для защиты металлических изделий от коррозии. На поверхности металла наносится тончайший слой другого металла Cr, Ar, Cu, Au, Ni. Иногда эти покрытия многослойные. Например внешние детали автомашины сначала покрывают тонким слоемCu,затем тонким слоемNi, а на него слойCr. Этот раздел электрохимии называют гальваностегией. Кроме защиты от коррозии такие покрытия придают красивый декоративный вид.

Другая отрасль электрохимии – гальванопластика, используются для получения точных металлических копий с различных предметов. Для этого предмет покрывают воском и получают матрицу все углубления копируемого предмета на матрице будут выпуклостями. Поверхность восковой матрицы покрывают тонким слоем графита, для того чтобы она проводила электрический ток. Графитный катод опускают в ванну с раствором сульфата меди, анодом служит медь. При электролизе медный анод растворяется, а на катоде осаждается медь. Таким образом получается точная медная копия.

Электролиз используется также для получения многих металлощелочных, щелочноземельных, Al, лантоноидов и некоторых других. А также для очистки некоторых металлов от примесей.